Liaison chimique.

détermination de la liaison chimique ;

types de liaisons chimiques;

méthode des liaisons de valence ;

caractéristiques de base des liaisons covalentes ;

mécanismes de formation de liaisons covalentes ;

composés complexes;

méthode orbitale moléculaire ;

interactions intermoléculaires.

DÉFINITION DE LA LIAISON CHIMIQUE

Liaison chimique appelée interaction entre les atomes, conduisant à la formation de molécules ou d’ions et à la forte tenue des atomes les uns à côté des autres.

Une liaison chimique est de nature électronique, c'est-à-dire qu'elle est réalisée grâce à l'interaction d'électrons de valence. Selon la répartition des électrons de valence dans la molécule, on distingue les types de liaisons suivants : ioniques, covalentes, métalliques, etc. Une liaison ionique peut être considérée comme un cas extrême de liaison covalente entre des atomes de nature fortement différente.

TYPES DE LIAISON CHIMIQUE

Liaison ionique.

Dispositions fondamentales de la théorie moderne de la liaison ionique.

Une liaison ionique se forme lors de l'interaction d'éléments dont les propriétés diffèrent fortement les uns des autres, c'est-à-dire entre les métaux et les non-métaux.

La formation d'une liaison chimique s'explique par le désir des atomes d'obtenir une coque externe stable à huit électrons (s 2 p 6).

Ca : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2

Ca 2+ : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Cl : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5

Cl – : 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6

Les ions de charges opposées résultants sont maintenus les uns à côté des autres en raison de l’attraction électrostatique.

La liaison ionique n'est pas directionnelle.

Il n’existe pas de liaison purement ionique. Étant donné que l’énergie d’ionisation est supérieure à l’énergie d’affinité électronique, un transfert complet d’électrons ne se produit pas même dans le cas d’une paire d’atomes présentant une grande différence d’électronégativité. On peut donc parler de fraction d’ionicité de la liaison. L'ionicité la plus élevée de la liaison se produit dans les fluorures et les chlorures d'éléments s.

Ainsi, dans les cristaux de RbCl, KCl, NaCl et NaF, elle est respectivement de 99, 98, 90 et 97 %.

Liaison covalente.

Dispositions fondamentales de la théorie moderne des liaisons covalentes.

Une liaison covalente se forme entre des éléments ayant des propriétés similaires, c'est-à-dire des non-métaux.

Si une liaison covalente est formée par des atomes du même élément, alors cette liaison n'est pas polaire, c'est-à-dire que la paire électronique commune n'est déplacée vers aucun des atomes. Si une liaison covalente est formée par deux atomes différents, alors la paire d'électrons commune est déplacée vers l'atome le plus électronégatif, ce qui.

liaison covalente polaire Lorsqu'une liaison covalente se forme, les nuages ​​d'électrons des atomes en interaction se chevauchent ; en conséquence, une zone de densité électronique accrue apparaît dans l'espace entre les atomes, attirant les noyaux chargés positivement des atomes en interaction et les maintenant proches les uns des autres. En conséquence, l'énergie du système diminue (Fig. 14). Cependant, lorsque les atomes sont très proches les uns des autres, la répulsion des noyaux augmente. Il existe donc une distance optimale entre les noyaux (,longueur du lien je

sv), auquel le système a une énergie minimale. Dans cet état, de l'énergie est libérée, appelée énergie de liaison - E St. longueur du lien Riz. 14. Dépendance de l'énergie des systèmes de deux atomes d'hydrogène à spins parallèles (1) et antiparallèles (2) sur la distance entre les noyaux (E est l'énergie du système, E est l'énergie de liaison, r est la distance entre les noyaux,

– durée de communication).

Pour décrire les liaisons covalentes, deux méthodes sont utilisées : la méthode des liaisons de valence (VB) et la méthode des orbitales moléculaires (MMO).

MÉTHODE DES LIENS DE VALENCE.

La méthode BC repose sur les dispositions suivantes : 1. Une liaison chimique covalente est formée par deux électrons de spins opposés, et cette paire d’électrons appartient à deux atomes. Les combinaisons de telles liaisons à deux électrons et à deux centres, reflétant la structure électronique de la molécule, sont appelées

schémas de valence.

2. Plus la liaison covalente est forte, plus les nuages ​​d’électrons en interaction se chevauchent.

Pour représenter visuellement les schémas de valence, la méthode suivante est généralement utilisée : les électrons situés dans la couche électronique externe sont désignés par des points situés autour du symbole chimique de l'atome. Les électrons partagés par deux atomes sont représentés par des points placés entre leurs symboles chimiques ; une double ou triple liaison est indiquée respectivement par deux ou trois paires de points communs : N : 1s 2 2 p 3 ;

2s N : 1s 2 2 p 4

C : 1s 2

Le nombre de paires d'électrons communs reliant un atome d'un élément donné à d'autres atomes, ou, en d'autres termes, le nombre de liaisons covalentes formées par un atome, est appelé covalence selon la méthode BC. Ainsi, la covalence de l’hydrogène est de 1, celle de l’azote est de 3.

Selon la méthode de chevauchement des nuages ​​d'électrons, les connexions sont de deux types :  - connexion et  - connexion.

 - une liaison se produit lorsque deux nuages ​​​​d'électrons se chevauchent le long de l'axe reliant les noyaux des atomes.

Riz. 15. Schéma de formation des  - connexions.

 - une liaison se forme lorsque des nuages ​​d'électrons se chevauchent de part et d'autre de la ligne reliant les noyaux des atomes en interaction.

Riz. 16. Schéma de formation des  - connexions.

CARACTÉRISTIQUES DE BASE DE LA LIAISON COVALENTE.

1. Longueur du lien, ℓ. C'est la distance minimale entre les noyaux des atomes en interaction, qui correspond à l'état le plus stable du système.

2. Énergie de liaison, E min - c'est la quantité d'énergie qui doit être dépensée pour rompre une liaison chimique et éliminer les atomes au-delà des limites d'interaction.

3. Moment dipolaire de connexion, ,=qℓ. Le moment dipolaire sert de mesure quantitative de la polarité d'une molécule. Pour les molécules non polaires, le moment dipolaire est 0, pour les molécules non polaires il n'est pas égal à 0. Le moment dipolaire d'une molécule polyatomique est égal à la somme vectorielle des dipôles des liaisons individuelles :

4. Une liaison covalente est caractérisée par sa directionnalité. La direction d'une liaison covalente est déterminée par la nécessité d'un chevauchement maximal dans l'espace des nuages ​​​​d'électrons d'atomes en interaction, ce qui conduit à la formation des liaisons les plus fortes.

Étant donné que ces liaisons  sont strictement orientées dans l'espace, en fonction de la composition de la molécule, elles peuvent former un certain angle les unes par rapport aux autres - un tel angle est appelé valence.

Les molécules diatomiques ont une structure linéaire. Les molécules polyatomiques ont une configuration plus complexe. Considérons la géométrie de diverses molécules en utilisant l'exemple de la formation d'hydrures.

1. Groupe VI, sous-groupe principal (sauf oxygène), H 2 S, H 2 Se, H 2 Te.

S1s 2 2s 2 r 6 3s 2 r 4

Pour l'hydrogène, un électron avec un s-AO participe à la formation d'une liaison, pour le soufre – 3p y et 3p z. La molécule H2S a une structure plate avec un angle entre liaisons de 90 0. .

Figure 17. Structure de la molécule H 2 E

2. Hydrures d'éléments du groupe V, le sous-groupe principal : PH 3, AsH 3, SbH 3.

Р 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3 .

Participent à la formation des liaisons : pour l'hydrogène s-AO, pour le phosphore - p y, p x et p z AO.

La molécule PH 3 a la forme d'une pyramide trigonale (à la base se trouve un triangle).

Figure 18. Structure de la molécule EN 3

5. Saturation la liaison covalente est le nombre de liaisons covalentes qu'un atome peut former. C'est limité parce que un élément a un nombre limité d'électrons de valence. Le nombre maximum de liaisons covalentes qu'un atome donné peut former à l'état fondamental ou excité est appelé son covalence.

Exemple : l'hydrogène est monocovalent, l'oxygène est bicovalent, l'azote est tricovalent, etc.

Certains atomes peuvent augmenter leur covalence à l’état excité en dissociant des électrons appariés.

Exemple. Soyez 0 1s 2 N : 1s 2 2

Un atome de béryllium dans un état excité a un électron de valence sur le 2p-AO et un électron sur le 2s-AO, c'est-à-dire une covalence Be 0 = 0 et une covalence Be* = 2. Au cours de l'interaction, une hybridation des orbitales se produit.

Hybridation- il s'agit de l'égalisation de l'énergie des différents AO résultant du mélange avant interaction chimique. L'hybridation est une technique conditionnelle qui permet de prédire la structure d'une molécule à l'aide d'une combinaison d'AO. Les AO dont les énergies sont proches peuvent participer à l'hybridation.

Chaque type d'hybridation correspond à une certaine forme géométrique des molécules.

Dans le cas des hydrures d'éléments du groupe II du sous-groupe principal, deux orbitales sp-hybrides identiques participent à la formation de la liaison. Ce type de connexion est appelé sp-hybridation.

Figure 19. Molécule BeH 2 .sp-Hybridation.

Les orbitales sp-hybrides ont une forme asymétrique ; les parties allongées de l'AO sont dirigées vers l'hydrogène avec un angle de liaison de 180 o. La molécule BeH 2 a donc une structure linéaire (Fig.).

Considérons la structure des molécules d'hydrures d'éléments du groupe III du sous-groupe principal en utilisant l'exemple de la formation de la molécule BH 3.

B 0 1s 2 N : 1s 2 2 p 1

Covalence B 0 = 1, covalence B* = 3.

Trois orbitales hybrides sp participent à la formation de liaisons, qui se forment à la suite de la redistribution des densités électroniques de s-AO et de deux p-AO. Ce type de connexion est appelé sp 2 - hybridation. L'angle de liaison à sp 2 - hybridation est égal à 120 0, donc la molécule BH 3 a une structure triangulaire plate.

Figure 20. Molécule BH 3. sp 2 -Hybridation.

A l'aide de l'exemple de la formation de la molécule CH 4, considérons la structure des molécules d'hydrures d'éléments du groupe IV du sous-groupe principal.

C 0 1s 2 N : 1s 2 2 p 2

Covalence C0 = 2, covalence C* = 4.

Dans le carbone, quatre orbitales sp-hybrides, formées à la suite de la redistribution des densités électroniques entre le s-AO et trois p-AO, participent à la formation d'une liaison chimique. La forme de la molécule CH 4 est un tétraèdre, l'angle de liaison est de 109°28'.

Riz. 21. Molécule CH 4 .sp 3 -Hybridation.

Les exceptions à la règle générale sont les molécules H 2 O et NH 3.

Dans une molécule d’eau, les angles entre les liaisons sont de 104,5 degrés. Contrairement aux hydrures d'autres éléments de ce groupe, l'eau possède des propriétés particulières : elle est polaire et diamagnétique. Tout cela s'explique par le fait que le type de liaison dans une molécule d'eau est sp 3. C'est-à-dire que quatre orbitales sp-hybrides participent à la formation d'une liaison chimique. Deux orbitales contiennent chacune un électron, ces orbitales interagissent avec l'hydrogène et les deux autres orbitales contiennent une paire d'électrons. La présence de ces deux orbitales explique les propriétés uniques de l'eau.

Dans la molécule d'ammoniac, les angles entre les liaisons sont d'environ 107,3 ​​o, c'est-à-dire que la forme de la molécule d'ammoniac est un tétraèdre, le type de liaison est sp 3. Quatre orbitales hybrides sp 3 participent à la formation d'une liaison sur une molécule d'azote. Trois orbitales contiennent chacune un électron ; ces orbitales sont associées à l'hydrogène ; la quatrième AO contient une paire d'électrons libres, ce qui détermine le caractère unique de la molécule d'ammoniac.

MÉCANISMES DE FORMATION DE LIENS COVALENTS.

MBC permet de distinguer trois mécanismes de formation de liaisons covalentes : échange, donneur-accepteur et datif.

Mécanisme d'échange. Cela inclut les cas de formation d'une liaison chimique lorsque chacun des deux atomes liés alloue un électron pour le partage, comme s'il les échangeait. Pour lier les noyaux de deux atomes, les électrons doivent se trouver dans l’espace entre les noyaux. Cette région de la molécule est appelée région de liaison (la région où une paire d’électrons est la plus susceptible de résider dans la molécule). Pour que l'échange d'électrons non appariés entre atomes se produise, les orbitales atomiques doivent se chevaucher (Fig. 10,11). C'est l'action du mécanisme d'échange pour la formation d'une liaison chimique covalente. Les orbitales atomiques ne peuvent se chevaucher que si elles ont les mêmes propriétés de symétrie par rapport à l'axe internucléaire (Fig. 10, 11, 22).

Riz. 22. Chevauchement d'AO, qui ne conduit pas à la formation de liaison chimique.

Mécanismes donneur-accepteur et datif.

Le mécanisme donneur-accepteur implique le transfert d’une paire d’électrons non liants d’un atome vers une orbitale atomique vacante d’un autre atome. Par exemple, la formation de l'ion - :

Le p-AO vacant dans l'atome de bore de la molécule BF 3 accepte une paire d'électrons de l'ion fluorure (donneur). Dans l’anion résultant, quatre liaisons covalentes B-F sont égales en longueur et en énergie. Dans la molécule d’origine, les trois liaisons B-F ont été formées par le mécanisme d’échange.

Les atomes dont la coque externe est constituée uniquement d'électrons s ou p peuvent être soit des donneurs, soit des accepteurs d'une paire d'électrons non liants. Les atomes dont les électrons de valence sont situés au-dessus du d-AO peuvent agir simultanément comme donneurs et accepteurs. Pour distinguer ces deux mécanismes, les concepts de mécanisme datif de formation de liaison ont été introduits.

L’exemple le plus simple de mécanisme datif est l’interaction de deux atomes de chlore.

Deux atomes de chlore dans une molécule de chlore forment une liaison covalente par un mécanisme d'échange, combinant leurs électrons 3p non appariés. De plus, l'atome Cl- 1 transfère une paire d'électrons libres 3р 5 - AO à l'atome Cl- 2 vers le 3d-AO vacant, et l'atome Cl- 2 transfère la même paire d'électrons au 3d-AO vacant de l'atome Cl-1. Chaque atome remplit simultanément les fonctions d'accepteur et de donneur. C'est le mécanisme datif. L'action du mécanisme datif augmente la force de liaison, de sorte que la molécule de chlore est plus forte que la molécule de fluor.

CONNEXIONS COMPLEXES.

Selon le principe du mécanisme donneur-accepteur, une vaste classe de composés chimiques complexes se forme - les composés complexes.

Les composés complexes sont des composés contenant des ions complexes capables d'exister à la fois sous forme cristalline et en solution, y compris un ion ou un atome central associé à des ions chargés négativement ou à des molécules neutres par des liaisons covalentes formées par un mécanisme donneur-accepteur.

Structure des composés complexes selon Werner.

Les composés complexes sont constitués d’une sphère interne (ion complexe) et d’une sphère externe. La connexion entre les ions de la sphère interne se fait via un mécanisme donneur-accepteur. Les accepteurs sont appelés agents complexants ; ils peuvent souvent être des ions métalliques positifs (sauf pour les métaux du groupe IA) ayant des orbitales vacantes. La capacité à former des complexes augmente à mesure que la charge de l'ion augmente et que sa taille diminue.

Les donneurs de paires d'électrons sont appelés ligands ou addends. Les ligands sont des molécules neutres ou des ions chargés négativement. Le nombre de ligands est déterminé par le numéro de coordination de l'agent complexant, qui, en règle générale, est égal à deux fois la valence de l'ion complexant. Les ligands peuvent être monodentants ou polydentants. La dentence d'un ligand est déterminée par le nombre de sites de coordination que le ligand occupe dans la sphère de coordination de l'agent complexant. Par exemple, F - est un ligand monodenté, S 2 O 3 2- est un ligand bidenté. La charge de la sphère intérieure est égale à la somme algébrique des charges de ses ions constitutifs. Si la sphère interne a une charge négative, c'est un complexe anionique ; si elle est positive, c'est un complexe cationique. Les complexes cationiques sont appelés par le nom de l'ion complexant en russe ; dans les complexes anioniques, l'agent complexant est appelé en latin avec l'ajout du suffixe - à.

La connexion entre les sphères externe et interne dans un composé complexe est ionique.

Exemple : K 2 – tétrahydroxozincate de potassium, complexe anionique.

2- - sphère intérieure

2K+ - sphère extérieure

Zn 2+ - agent complexant

OH--ligands

numéro de coordination – 4

la connexion entre les sphères externe et interne est ionique :

K 2 = 2K + + 2- .

la liaison entre l'ion Zn 2+ et les groupes hydroxyle est covalente, formée selon le mécanisme donneur-accepteur : OH - donneurs, Zn 2+ - accepteur.

Zn 0 : … 3j 10 4s 2

Zn 2+ : … 3j 10 4s 0 p 0 j 0:

Types de composés complexes

1. Les composés d’ammoniac sont des ligands de la molécule d’ammoniac.

Cl 2 – chlorure de cuivre tétraammine (II). Les composés ammoniacaux sont produits par l'action de l'ammoniac sur des composés contenant un agent complexant.

2. Composés hydroxo - OH - ligands.

Na – tétrahydroxyaluminate de sodium. Les complexes hydroxo sont obtenus par action d'un excès d'alcali sur des hydroxydes métalliques, qui ont des propriétés amphotères.

3. Les complexes aquatiques sont des ligands de molécules d'eau.

Cl 3 – chlorure d'hexaaquachrome (III).

Les complexes aquatiques sont obtenus en faisant réagir des sels anhydres avec de l'eau.

4. Complexes acides - ligands d'anions acides - Cl - , F - , CN - , SO 3 2- , I – , NO 2 – , C 2 O 4 – etc.

K 4 – hexacyanoferrate de potassium (II). Préparé en faisant réagir un excès d'un sel contenant un ligand avec un sel contenant un agent complexant.
, bien qu'à la fin du 19ème siècle l'existence d'un ion hydrogène moléculaire assez fort ait été établie
: L'énergie de rupture de liaison est ici de 2,65 eV. Cependant, aucune paire d'électrons ne peut être formée dans ce cas, puisque la composition de l'ion
un seul électron est inclus.

La méthode des orbitales moléculaires (MMO) permet d'expliquer un certain nombre de contradictions qui ne peuvent être expliquées par la méthode des liaisons de valence.

Dispositions de base du MMO.

Lorsque deux orbitales atomiques interagissent, deux orbitales moléculaires se forment.

En conséquence, lorsque les orbitales n-atomiques interagissent, des orbitales n-moléculaires se forment.

Les électrons d'une molécule appartiennent également à tous les noyaux de la molécule. Parmi les deux orbitales moléculaires formées, l’une a une énergie inférieure à celle d’origine, c'est l'orbitale moléculaire de liaison , l'autre a une énergie plus élevée que celle d'origine, celle-ci.

orbitale moléculaire antiliante

Les MMO utilisent des diagrammes énergétiques qui ne sont pas à l'échelle.

Lors du remplissage des sous-niveaux d'énergie avec des électrons, les mêmes règles sont utilisées que pour les orbitales atomiques :

le principe de l'énergie minimale, c'est-à-dire les sous-niveaux avec une énergie inférieure sont remplis en premier ;

Principe de Pauli : à chaque sous-niveau d'énergie il ne peut y avoir plus de deux électrons avec des spins antiparallèles ;

Règle de Hund : le remplissage des sous-niveaux d'énergie s'effectue de telle manière que le spin total soit maximum. Multiplicité des communications. Multiplicité des communications

dans MMO est déterminé par la formule :

, lorsque K p = 0, aucune liaison n'est formée.

Exemples.

1. Une molécule H2 peut-elle exister ?

Riz. 23. Schéma de formation de la molécule d'hydrogène H2.

Conclusion : la molécule H2 existera, puisque la multiplicité de liaison Kp > 0.

2. Une molécule He 2 peut-elle exister ?

Riz. 24. Schéma de formation d'une molécule d'hélium He 2.

Conclusion : la molécule He 2 n'existera pas, puisque la multiplicité de liaison Kp = 0.

3. Une particule H 2 + peut-elle exister ?

Riz. 25. Schéma de formation d'une particule H 2 +.

La particule H 2 + peut exister, puisque la multiplicité de liaison Kp > 0.

4. Une molécule d’O2 peut-elle exister ?

Riz. 26. Schéma de formation de la molécule O 2.

La molécule O 2 existe. De la figure 26, il s'ensuit que la molécule d'oxygène possède deux électrons non appariés. Grâce à ces deux électrons, la molécule d’oxygène est paramagnétique.

Ainsi, la méthode des orbitales moléculaires explique les propriétés magnétiques des molécules.

INTERACTION INTERMOLÉCULAIRE. Toutes les interactions intermoléculaires peuvent être divisées en deux groupes : universel Et. Les universels apparaissent dans toutes les molécules sans exception. Ces interactions sont souvent appelées connexion ou forces de Van der Waals. Bien que ces forces soient faibles (l'énergie ne dépasse pas huit kJ/mol), elles sont à l'origine du passage de la plupart des substances de l'état gazeux à l'état liquide, de l'adsorption de gaz à la surface des solides et d'autres phénomènes. La nature de ces forces est électrostatique.

Principales forces d’interaction :

1). Interaction dipôle – dipôle (orientation) existe entre les molécules polaires.

Plus les moments dipolaires sont grands, plus la distance entre les molécules est petite et plus la température est basse, plus l'interaction orientationnelle est importante. Par conséquent, plus l’énergie de cette interaction est grande, plus la température à laquelle la substance doit être chauffée pour bouillir est élevée.

2). Interaction inductive se produit s'il y a un contact entre des molécules polaires et non polaires dans une substance. Un dipôle est induit dans une molécule non polaire suite à une interaction avec une molécule polaire.

Cl  + - Cl  - … Al  + Cl  - 3

L'énergie de cette interaction augmente avec l'augmentation de la polarisabilité moléculaire, c'est-à-dire la capacité des molécules à former un dipôle sous l'influence d'un champ électrique. L'énergie de l'interaction inductive est nettement inférieure à l'énergie de l'interaction dipôle-dipôle.

3). Interaction de dispersion- il s'agit de l'interaction de molécules non polaires due à des dipôles instantanés résultant des fluctuations de la densité électronique des atomes.

Dans une série de substances du même type, l'interaction de dispersion augmente avec l'augmentation de la taille des atomes qui composent les molécules de ces substances.

4) Forces répulsives sont causés par l’interaction de nuages ​​​​d’électrons de molécules et apparaissent à mesure qu’ils se rapprochent.

Les interactions intermoléculaires spécifiques incluent tous les types d'interactions de nature donneur-accepteur, c'est-à-dire associées au transfert d'électrons d'une molécule à une autre. La liaison intermoléculaire formée dans ce cas présente tous les traits caractéristiques d'une liaison covalente : saturation et directionnalité.

Une liaison chimique formée par un hydrogène polarisé positivement qui fait partie d'un groupe ou d'une molécule polaire et un atome électronégatif d'une autre ou de la même molécule est appelée liaison hydrogène. Par exemple, les molécules d’eau peuvent être représentées comme suit :

Les lignes pleines sont des liaisons polaires covalentes à l'intérieur des molécules d'eau entre les atomes d'hydrogène et d'oxygène ; les points indiquent les liaisons hydrogène. La raison de la formation de liaisons hydrogène est que les atomes d'hydrogène sont pratiquement dépourvus de couches électroniques : leurs seuls électrons sont déplacés vers les atomes d'oxygène de leurs molécules. Cela permet aux protons, contrairement aux autres cations, de s'approcher des noyaux des atomes d'oxygène des molécules voisines sans subir de répulsion par les couches électroniques des atomes d'oxygène.

Une liaison hydrogène se caractérise par une énergie de liaison de 10 à 40 kJ/mol. Cependant, cette énergie est suffisante pour provoquer association de molécules, ceux. leur association en dimères ou polymères, qui dans certains cas existent non seulement à l'état liquide de la substance, mais sont également conservés lorsqu'elle passe en vapeur.

Par exemple, le fluorure d’hydrogène en phase gazeuse existe sous la forme d’un dimère.

Dans les molécules organiques complexes, il existe à la fois des liaisons hydrogène intermoléculaires et des liaisons hydrogène intramoléculaires.

Les molécules possédant des liaisons hydrogène intramoléculaires ne peuvent pas former de liaisons hydrogène intermoléculaires. Par conséquent, les substances avec de telles liaisons ne forment pas d'associés, sont plus volatiles et ont des viscosités, des points de fusion et d'ébullition inférieurs à ceux de leurs isomères capables de former des liaisons hydrogène intermoléculaires.

LIAISON CHIMIQUE

Liaison chimique est l'interaction de deux atomes réalisée par échange d'électrons. Lorsqu’une liaison chimique se forme, les atomes ont tendance à acquérir une enveloppe externe stable à huit (ou deux) électrons, correspondant à la structure de l’atome du gaz inerte le plus proche. On distingue les types de liaisons chimiques suivants : covalent(polaire et non polaire ; échange et donneur-accepteur), ionique, hydrogène Et métal.

LIAISON COVALENTE

Elle est réalisée grâce à la paire d'électrons appartenant aux deux atomes. Il existe des mécanismes d'échange et de donneur-accepteur pour la formation de liaisons covalentes.

1) Mécanisme d'échange . Chaque atome apporte un électron non apparié à une paire d'électrons commune :

2) Mécanisme donneur-accepteur . Un atome (donneur) fournit une paire d'électrons et l'autre atome (accepteur) fournit une orbitale vide pour cette paire ;

Deux atomes ne peuvent pas socialiser c combien de paires d'électrons ? Dans ce cas, ils parlent de multiples relations:

Si la densité électronique est située symétriquement entre les atomes, la liaison covalente est appelée non polaire.

Si la densité électronique est décalée vers l'un des atomes, alors la liaison covalente est appelée polaire.

Plus la différence d’électronégativité des atomes est grande, plus la polarité de la liaison est grande.

Électronégativité est la capacité d’un atome à attirer la densité électronique d’autres atomes. L'élément le plus électronégatif est le fluor, le plus électropositif est le francium.

LIAISON IONIQUE

Ions- ce sont des particules chargées dans lesquelles les atomes se transforment suite à la perte ou à l'ajout d'électrons.

(le fluorure de sodium est constitué d'ions sodium Na+ et des ions fluorure F-)

Si la différence d'électronégativité des atomes est grande, alors la paire d'électrons effectuant la liaison va à l'un des atomes et les deux atomes se transforment en ions.

La liaison chimique entre les ions due à l’attraction électrostatique est appeléeliaison ionique.

LIAISON HYDROGÈNE

Liaison hydrogène - Il s'agit d'une liaison entre un atome d'hydrogène chargé positivement d'une molécule et un atome chargé négativement d'une autre molécule. La liaison hydrogène est en partie électrostatique et en partie de nature donneur-accepteur.

La présence de liaisons hydrogène explique les températures d'ébullition élevées de l'eau, des alcools et des acides carboxyliques.

LIEN MÉTALLIQUE

Les électrons de valence des métaux sont plutôt faiblement liés à leurs noyaux et peuvent facilement s’en détacher. Par conséquent, le métal contient un certain nombre d’ions positifs situés à certaines positions du réseau cristallin et un grand nombre d’électrons se déplaçant librement dans le cristal. Les électrons dans un métal assurent des liaisons entre tous les atomes métalliques.

HYBRIDATION ORBITALE

Hybridation orbitale est un changement dans la forme de certaines orbitales lors de la formation d'une liaison covalente pour obtenir un chevauchement orbital plus efficace.

UN

sp 3 - Hybridation. Un s orbital et trois p - les orbitales se transforment en quatre orbitales « hybrides » identiques dont l'angle entre les axes est de 109°28".

épisode 3 - hybridation, avoir une géométrie tétraédrique ( CH4, NH3).

B

sp 2 - Hybridation. Une orbitale S et deux orbitales P se transforment en trois orbitales « hybrides » identiques, l’angle entre leurs axes est de 120°.

Molécules dans lesquelles cela se produit sp

Deux sp - les orbitales peuvent en former deux s - liaisons (BeH 2, ZnCl 2). Deux autres p - des connexions peuvent être formées si deux p - les orbitales non impliquées dans l'hybridation contiennent des électrons (acétylène C2H2).

Molécules dans lesquelles cela se produit sp - hybridation, avoir une géométrie linéaire.

FIN DE SECTION

C’est l’une des pierres angulaires d’une science intéressante appelée chimie. Dans cet article, nous analyserons tous les aspects des liaisons chimiques, leur importance dans la science, donnerons des exemples et bien plus encore.

Qu'est-ce qu'une liaison chimique

En chimie, une liaison chimique est comprise comme l'adhésion mutuelle des atomes dans une molécule et comme le résultat de la force d'attraction qui existe entre eux. C'est grâce aux liaisons chimiques que divers composés chimiques se forment ; c'est la nature d'une liaison chimique.

Types de liaisons chimiques

Le mécanisme de formation d'une liaison chimique dépend fortement de son type ou de son type. En général, les principaux types de liaisons chimiques suivants diffèrent :

• Liaison chimique covalente (qui à son tour peut être polaire ou non polaire)
• Liaison ionique
• Liaison chimique

comme les gens.

Quant à lui, un article séparé lui est consacré sur notre site Internet, et vous pouvez le lire plus en détail sur le lien. Ensuite, nous examinerons plus en détail tous les autres principaux types de liaisons chimiques.

Liaison chimique ionique

La formation d'une liaison chimique ionique se produit en raison de l'attraction électrique mutuelle de deux ions de charges différentes. Les ions dans de telles liaisons chimiques sont généralement simples et constituent un atome de la substance.

Schéma de liaison chimique ionique.

Une caractéristique du type ionique de liaison chimique est son manque de saturation et, par conséquent, un nombre très différent d'ions de charges opposées peuvent rejoindre un ion ou même tout un groupe d'ions. Un exemple de liaison chimique ionique est le composé fluorure de césium CsF, dans lequel le niveau d'« ionicité » est de près de 97 %.

Liaison chimique hydrogène

Bien avant l'avènement de la théorie moderne des liaisons chimiques dans sa forme moderne, les chimistes ont remarqué que les composés hydrogènes et les non-métaux possédaient diverses propriétés étonnantes. Disons que le point d'ébullition de l'eau et du fluorure d'hydrogène est beaucoup plus élevé qu'il ne pourrait l'être, voici un exemple prêt à l'emploi de liaison chimique hydrogène.

L'image montre un schéma de la formation d'une liaison chimique hydrogène.

La nature et les propriétés d'une liaison chimique hydrogène sont déterminées par la capacité de l'atome d'hydrogène H à former une autre liaison chimique, d'où le nom de cette liaison. La raison de la formation d’une telle connexion réside dans les propriétés des forces électrostatiques. Par exemple, le nuage électronique total dans une molécule de fluorure d'hydrogène est tellement déplacé vers le fluor que l'espace autour d'un atome de cette substance est saturé d'un champ électrique négatif. Autour d’un atome d’hydrogène, surtout privé de son unique électron, tout est exactement le contraire ; son champ électronique est beaucoup plus faible et, par conséquent, possède une charge positive. Et les charges positives et négatives, comme vous le savez, s'attirent, et de cette manière simple, une liaison hydrogène apparaît.

Liaison chimique des métaux

Quelle liaison chimique est caractéristique des métaux ? Ces substances ont leur propre type de liaison chimique - les atomes de tous les métaux ne sont pas disposés d'une manière ou d'une autre, mais d'une certaine manière, l'ordre de leur disposition est appelé réseau cristallin. Les électrons de différents atomes forment un nuage d'électrons commun et interagissent faiblement les uns avec les autres.

Voici à quoi ressemble une liaison chimique métallique.

Un exemple de liaison chimique métallique peut être n’importe quel métal : sodium, fer, zinc, etc.

Comment déterminer le type de liaison chimique

Selon les substances qui y participent, s'il y a un métal et un non-métal, alors la liaison est ionique, s'il y a deux métaux, alors elle est métallique, s'il y a deux non-métaux, alors elle est covalente.

Propriétés des liaisons chimiques

Pour comparer différentes réactions chimiques, différentes caractéristiques quantitatives sont utilisées, telles que :

• longueur,
• énergie,
• polarité,
• ordre des connexions.

Examinons-les plus en détail.

La longueur de la liaison est la distance d'équilibre entre les noyaux des atomes reliés par une liaison chimique. Habituellement mesuré expérimentalement.

L'énergie d'une liaison chimique détermine sa force. Dans ce cas, l’énergie fait référence à la force nécessaire pour rompre une liaison chimique et séparer les atomes.

La polarité d’une liaison chimique montre à quel point la densité électronique est déplacée vers l’un des atomes. La capacité des atomes à déplacer la densité électronique vers eux-mêmes, ou en termes simples « à tirer la couverture sur eux-mêmes », est appelée électronégativité en chimie.

L'ordre d'une liaison chimique (en d'autres termes, la multiplicité d'une liaison chimique) est le nombre de paires d'électrons qui entrent dans une liaison chimique. L'ordre peut être entier ou fractionnaire ; plus il est élevé, plus le nombre d'électrons qui réalisent la liaison chimique est grand et plus il est difficile de la rompre.

Liaison chimique, vidéo

Et enfin, une vidéo pédagogique sur les différents types de liaisons chimiques.

Liaison chimique

Toutes les interactions conduisant à la combinaison de particules chimiques (atomes, molécules, ions, etc.) en substances sont divisées en liaisons chimiques et liaisons intermoléculaires (interactions intermoléculaires).

Liaisons chimiques- se lie directement entre les atomes. Il existe des liaisons ioniques, covalentes et métalliques.

Liaisons intermoléculaires- les connexions entre molécules. Ce sont des liaisons hydrogène, des liaisons ion-dipôle (en raison de la formation de cette liaison, par exemple, la formation d'une couche d'hydratation d'ions se produit), un dipôle-dipôle (en raison de la formation de cette liaison, des molécules de substances polaires sont combinées , par exemple, dans de l'acétone liquide), etc.

Liaison ionique- une liaison chimique formée par l'attraction électrostatique d'ions de charges opposées. Dans les composés binaires (composés de deux éléments), il se forme lorsque les tailles des atomes liés diffèrent considérablement les unes des autres : certains atomes sont grands, d'autres sont petits - c'est-à-dire que certains atomes cèdent facilement des électrons, tandis que d'autres ont tendance à accepter eux (il s'agit généralement d'atomes d'éléments qui forment des métaux typiques et d'atomes d'éléments qui forment des non-métaux typiques) ; l'électronégativité de ces atomes est également très différente.
La liaison ionique est non directionnelle et non saturable.

Liaison covalente- une liaison chimique résultant de la formation d'une paire commune d'électrons. Une liaison covalente se forme entre de petits atomes de rayon identique ou similaire. Une condition nécessaire est la présence d'électrons non appariés dans les deux atomes liés (mécanisme d'échange) ou d'un doublet libre dans un atome et d'une orbitale libre dans l'autre (mécanisme donneur-accepteur) :

En fonction du nombre de paires d'électrons partagées, les liaisons covalentes sont divisées en
• simple (unique)- une paire d'électrons,
• double- deux paires d'électrons,
• triples- trois paires d'électrons.

Les liaisons doubles et triples sont appelées liaisons multiples.

Selon la répartition de la densité électronique entre les atomes liés, une liaison covalente est divisée en non polaire Et polaire. Une liaison non polaire se forme entre des atomes identiques, une liaison polaire entre des atomes différents.

Électronégativité- une mesure de la capacité d'un atome dans une substance à attirer des paires d'électrons communes.
Les paires d'électrons des liaisons polaires sont déplacées vers des éléments plus électronégatifs. Le déplacement des paires d’électrons lui-même est appelé polarisation des liaisons. Les charges partielles (excédentaires) formées lors de la polarisation sont désignées + et -, par exemple : .

En fonction de la nature du chevauchement des nuages ​​​​d'électrons ("orbitales"), une liaison covalente est divisée en -liaison et -liaison.
-Une liaison se forme en raison du chevauchement direct des nuages ​​​​d'électrons (le long de la ligne droite reliant les noyaux atomiques), -une liaison se forme en raison du chevauchement latéral (des deux côtés du plan dans lequel se trouvent les noyaux atomiques).

Une liaison covalente est directionnelle et saturable, ainsi que polarisable.
Le modèle d'hybridation est utilisé pour expliquer et prédire la direction mutuelle des liaisons covalentes.

Hybridation d'orbitales atomiques et de nuages ​​​​d'électrons- l'alignement supposé des orbitales atomiques en énergie, et de la forme des nuages ​​d'électrons lorsqu'un atome forme des liaisons covalentes.
Les trois types d’hybridation les plus courants sont : sp-, sp 2 et sp 3-hybridation. Par exemple:
sp-hybridation - en molécules C 2 H 2, BeH 2, CO 2 (structure linéaire) ;
sp 2-hybridation - en molécules C 2 H 4, C 6 H 6, BF 3 (forme triangulaire plate);
sp 3-hybridation - en molécules CCl 4, SiH 4, CH 4 (forme tétraédrique); NH 3 (forme pyramidale) ; H 2 O (forme angulaire).

Connexion métallique- une liaison chimique formée en partageant les électrons de valence de tous les atomes liés d'un cristal métallique. En conséquence, un seul nuage électronique du cristal se forme, qui se déplace facilement sous l'influence de la tension électrique - d'où la conductivité électrique élevée des métaux.
Une liaison métallique se forme lorsque les atomes liés sont gros et ont donc tendance à céder des électrons. Les substances simples avec une liaison métallique sont des métaux (Na, Ba, Al, Cu, Au, etc.), les substances complexes sont des composés intermétalliques (AlCr 2, Ca 2 Cu, Cu 5 Zn 8, etc.).
La liaison métallique n'a ni directionnalité ni saturation. Il est également conservé dans des métaux fondus.

Liaison hydrogène- une liaison intermoléculaire formée en raison de l'acceptation partielle d'une paire d'électrons d'un atome hautement électronégatif par un atome d'hydrogène avec une charge partielle positive importante. Il se forme dans les cas où une molécule contient un atome avec une paire d'électrons non liants et une électronégativité élevée (F, O, N), et l'autre contient un atome d'hydrogène lié par une liaison hautement polaire à l'un de ces atomes. Exemples de liaisons hydrogène intermoléculaires :

H-O-H OH 2 , H-O-H NH 3 , H-O-H F-H, H-F H-F.

Des liaisons hydrogène intramoléculaires existent dans les molécules de polypeptides, d'acides nucléiques, de protéines, etc.

L’énergie de liaison est une mesure de la force de toute liaison.
Énergie de communication- l'énergie nécessaire pour rompre une liaison chimique donnée dans 1 mole d'une substance. L'unité de mesure est 1 kJ/mol.

Les énergies des liaisons ioniques et covalentes sont du même ordre de grandeur, l'énergie des liaisons hydrogène est d'un ordre de grandeur inférieur.

L'énergie d'une liaison covalente dépend de la taille des atomes liés (longueur de la liaison) et de la multiplicité de la liaison. Plus les atomes sont petits et plus la multiplicité des liaisons est grande, plus leur énergie est grande.

L'énergie de la liaison ionique dépend de la taille des ions et de leurs charges. Plus les ions sont petits et plus leur charge est grande, plus l'énergie de liaison est grande.

Structure de la matière

Selon le type de structure, toutes les substances sont divisées en moléculaire Et non moléculaire. Parmi les substances organiques, les substances moléculaires prédominent, parmi les substances inorganiques, les substances non moléculaires prédominent.

En fonction du type de liaison chimique, les substances sont divisées en substances à liaisons covalentes, substances à liaisons ioniques (substances ioniques) et substances à liaisons métalliques (métaux).

Les substances ayant des liaisons covalentes peuvent être moléculaires ou non moléculaires. Cela affecte considérablement leurs propriétés physiques.

Les substances moléculaires sont constituées de molécules reliées les unes aux autres par des liaisons intermoléculaires faibles, notamment : H 2, O 2, N 2, Cl 2, Br 2, S 8, P 4 et d'autres substances simples ; CO 2, SO 2, N 2 O 5, H 2 O, HCl, HF, NH 3, CH 4, C 2 H 5 OH, polymères organiques et bien d'autres substances. Ces substances n'ont pas une résistance élevée, ont des points de fusion et d'ébullition bas, ne conduisent pas l'électricité et certaines d'entre elles sont solubles dans l'eau ou d'autres solvants.

Les substances non moléculaires avec des liaisons covalentes ou des substances atomiques (diamant, graphite, Si, SiO 2, SiC et autres) forment des cristaux très résistants (à l'exception du graphite en couches), elles sont insolubles dans l'eau et d'autres solvants, ont un point de fusion élevé et points d'ébullition, la plupart d'entre eux ne conduisent pas le courant électrique (à l'exception du graphite, qui est électriquement conducteur, et des semi-conducteurs - silicium, germanium, etc.)

Toutes les substances ioniques sont naturellement non moléculaires. Ce sont des substances solides et réfractaires, des solutions et des masses fondues qui conduisent le courant électrique. Beaucoup d'entre eux sont solubles dans l'eau. Il est à noter que dans les substances ioniques dont les cristaux sont constitués d'ions complexes, il existe également des liaisons covalentes, par exemple : (Na +) 2 (SO 4 2-), (K +) 3 (PO 4 3-) , (NH 4 + )(NO 3-), etc. Les atomes qui composent les ions complexes sont reliés par des liaisons covalentes.

Métaux (substances avec des liaisons métalliques) très diverses dans leurs propriétés physiques. Parmi eux, on trouve des métaux liquides (Hg), très mous (Na, K) et très durs (W, Nb).

Les propriétés physiques caractéristiques des métaux sont leur conductivité électrique élevée (contrairement aux semi-conducteurs, elle diminue avec l'augmentation de la température), leur capacité thermique élevée et leur ductilité (pour les métaux purs).

A l’état solide, presque toutes les substances sont composées de cristaux. En fonction du type de structure et du type de liaison chimique, les cristaux (« réseaux cristallins ») sont divisés en atomique(cristaux de substances non moléculaires avec liaisons covalentes), ionique(cristaux de substances ioniques), moléculaire(cristaux de substances moléculaires avec des liaisons covalentes) et métal(cristaux de substances avec une liaison métallique).

Tâches et tests sur le thème "Thème 10. "Liaison chimique. Structure de la matière."

• Types de liaison chimique - Structure de la matière grade 8-9

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Après avoir abordé ce sujet, vous devez comprendre les concepts suivants : liaison chimique, liaison intermoléculaire, liaison ionique, liaison covalente, liaison métallique, liaison hydrogène, liaison simple, liaison double, liaison triple, liaisons multiples, liaison non polaire, liaison polaire. , électronégativité, polarisation des liaisons, - et -liaison, hybridation des orbitales atomiques, énergie de liaison.

Vous devez connaître la classification des substances par type de structure, par type de liaison chimique, la dépendance des propriétés des substances simples et complexes sur le type de liaison chimique et le type de « réseau cristallin ».

Vous devez être capable de : déterminer le type de liaison chimique dans une substance, le type d'hybridation, dresser des schémas de formation de liaison, utiliser la notion d'électronégativité, un nombre d'électronégativité ; savoir comment l'électronégativité change dans les éléments chimiques de la même période et d'un groupe pour déterminer la polarité d'une liaison covalente.

Après vous être assuré que tout ce dont vous avez besoin a été appris, passez à l'exécution des tâches. Nous vous souhaitons du succès.

• O. S. Gabrielyan, G. G. Lysova. Chimie 11e année. M., Outarde, 2002.
• GE Rudzitis, FG Feldman. Chimie 11e année. M., Éducation, 2001.

Tous les éléments chimiques actuellement connus situés dans le tableau périodique sont divisés en deux grands groupes : les métaux et les non-métaux. Pour qu'ils deviennent non seulement des éléments, mais des composés, des substances chimiques et puissent interagir les uns avec les autres, ils doivent exister sous la forme de substances simples et complexes.

C'est pourquoi certains électrons tentent d'accepter, tandis que d'autres tentent de céder. En se reconstituant ainsi, les éléments forment diverses molécules chimiques. Mais qu’est-ce qui les unit ? Pourquoi existe-t-il des substances si puissantes que même les instruments les plus sérieux ne peuvent être détruits ? D’autres, au contraire, sont détruits au moindre choc. Tout cela s'explique par la formation de divers types de liaisons chimiques entre les atomes des molécules, la formation d'un réseau cristallin d'une certaine structure.

Types de liaisons chimiques dans les composés

Au total, il existe 4 principaux types de liaisons chimiques.

1. Covalent non polaire. Il se forme entre deux non-métaux identiques en raison du partage d'électrons, la formation de paires d'électrons communes. Les particules non appariées de Valence participent à sa formation. Exemples : halogènes, oxygène, hydrogène, azote, soufre, phosphore.
2. Polaire covalente. Formé entre deux non-métaux différents ou entre un métal aux propriétés très faibles et un non-métal à faible électronégativité. Elle repose également sur des paires d'électrons communes et sur leur attraction vers lui par l'atome dont l'affinité électronique est la plus élevée. Exemples : NH 3, SiC, P 2 O 5 et autres.
3. Liaison hydrogène. Le plus instable et le plus faible, il se forme entre un atome hautement électronégatif d’une molécule et un atome positif d’une autre. Le plus souvent, cela se produit lorsque des substances sont dissoutes dans l'eau (alcool, ammoniac, etc.). Grâce à cette connexion, des macromolécules de protéines, d'acides nucléiques, de glucides complexes, etc. peuvent exister.
4. Liaison ionique. Il se forme en raison des forces d’attraction électrostatique d’ions métalliques et non métalliques chargés différemment. Plus la différence de cet indicateur est forte, plus la nature ionique de l'interaction s'exprime clairement. Exemples de composés : sels binaires, composés complexes - bases, sels.
5. Une liaison métallique dont le mécanisme de formation, ainsi que ses propriétés, seront discutés plus en détail. Il est formé de métaux et de leurs alliages de diverses sortes.

Il existe une chose telle que l’unité d’une liaison chimique. Il dit simplement qu’il est impossible de considérer chaque liaison chimique comme une norme. Ce ne sont que des unités désignées de manière conventionnelle. Après tout, toutes les interactions sont basées sur un seul principe : l’interaction électron-statique. Par conséquent, les liaisons ioniques, métalliques, covalentes et hydrogène ont la même nature chimique et ne sont que des cas marginaux les unes des autres.

Les métaux et leurs propriétés physiques

Les métaux se trouvent dans la grande majorité de tous les éléments chimiques. Cela est dû à leurs propriétés particulières. Une partie importante d'entre eux a été obtenue par l'homme grâce à des réactions nucléaires en laboratoire ; ils sont radioactifs avec une courte demi-vie.

Cependant, la majorité sont des éléments naturels qui forment des roches et des minerais entiers et font partie des composés les plus importants. C'est grâce à eux que les gens ont appris à fondre des alliages et à fabriquer de nombreux produits beaux et importants. Il s'agit du cuivre, du fer, de l'aluminium, de l'argent, de l'or, du chrome, du manganèse, du nickel, du zinc, du plomb et bien d'autres.

Pour tous les métaux, des propriétés physiques communes peuvent être identifiées, qui s'expliquent par la formation d'une liaison métallique. Quelles sont ces propriétés ?

1. Malléabilité et ductilité. On sait que de nombreux métaux peuvent être laminés même à l'état de feuille (or, aluminium). D'autres produisent des fils métalliques, des tôles flexibles, des produits qui peuvent se déformer sous l'effet d'un impact physique, mais qui reprennent immédiatement leur forme après leur arrêt. Ce sont ces qualités des métaux qu’on appelle malléabilité et ductilité. La raison de cette fonctionnalité est le type de connexion métallique. Les ions et les électrons du cristal glissent les uns par rapport aux autres sans se briser, ce qui permet de maintenir l'intégrité de la structure entière.
2. Brillance métallique. Il explique également la liaison métallique, le mécanisme de formation, ses caractéristiques et ses caractéristiques. Ainsi, toutes les particules ne sont pas capables d’absorber ou de réfléchir des ondes lumineuses de même longueur d’onde. Les atomes de la plupart des métaux réfléchissent les rayons à ondes courtes et acquièrent presque la même couleur argentée, blanche et bleuâtre pâle. Les exceptions sont le cuivre et l'or, leurs couleurs sont respectivement rouge-rouge et jaune. Ils sont capables de réfléchir un rayonnement de plus grande longueur d’onde.
3. Conductivité thermique et électrique. Ces propriétés s'expliquent également par la structure du réseau cristallin et par le fait que le type de liaison métallique est réalisé lors de sa formation. En raison du « gaz électronique » se déplaçant à l’intérieur du cristal, le courant électrique et la chaleur sont répartis instantanément et uniformément entre tous les atomes et ions et sont conduits à travers le métal.
4. État solide d’agrégation dans des conditions normales. La seule exception ici est le mercure. Tous les autres métaux sont nécessairement des composés solides et résistants, ainsi que leurs alliages. Cela est également dû à la présence de liaisons métalliques dans les métaux. Le mécanisme de formation de ce type de liaison de particules confirme pleinement les propriétés.

Ce sont les principales caractéristiques physiques des métaux, qui sont expliquées et déterminées précisément par le schéma de formation d'une liaison métallique. Cette méthode de connexion des atomes est particulièrement pertinente pour les éléments métalliques et leurs alliages. C'est-à-dire pour eux à l'état solide et liquide.

Liaison chimique de type métallique

Quelle est sa particularité ? Le fait est qu'une telle liaison ne se forme pas à cause d'ions chargés différemment et de leur attraction électrostatique, ni à cause de la différence d'électronégativité et de la présence de paires d'électrons libres. Autrement dit, les liaisons ioniques, métalliques et covalentes ont des natures légèrement différentes et des caractéristiques distinctives des particules liées.

Tous les métaux ont les caractéristiques suivantes :

• un petit nombre d'électrons par (à quelques exceptions près, qui peuvent être de 6,7 et 8) ;
• grand rayon atomique;
• faible énergie d'ionisation.

Tout cela contribue à la séparation facile des électrons externes non appariés du noyau. Dans le même temps, l’atome possède de nombreuses orbitales libres. Le diagramme de la formation d'une liaison métallique montrera précisément le chevauchement de nombreuses cellules orbitales d'atomes différents les unes avec les autres, qui forment ainsi un espace intracristallin commun. Les électrons y sont introduits par chaque atome, qui commence à errer librement à travers différentes parties du réseau. Périodiquement, chacun d’eux s’attache à un ion en un site du cristal et le transforme en atome, puis se détache à nouveau pour former un ion.

Ainsi, une liaison métallique est la liaison entre des atomes, des ions et des électrons libres dans un cristal métallique commun. Un nuage d’électrons se déplaçant librement au sein d’une structure est appelé « gaz électronique ». C'est ce qui explique la plupart des métaux et leurs alliages.

Comment se réalise exactement une liaison chimique métallique ? Divers exemples peuvent être donnés. Essayons de le regarder sur un morceau de lithium. Même si vous le prenez de la taille d’un pois, il y aura des milliers d’atomes. Imaginons donc que chacun de ces milliers d’atomes cède son unique électron de valence à l’espace cristallin commun. En même temps, connaissant la structure électronique d'un élément donné, vous pouvez voir le nombre d'orbitales vides. Le lithium en aura 3 (orbitales p du deuxième niveau d'énergie). Trois pour chaque atome sur des dizaines de milliers - c'est l'espace commun à l'intérieur du cristal dans lequel le « gaz électronique » se déplace librement.

Une substance avec une liaison métallique est toujours solide. Après tout, le gaz électronique ne permet pas au cristal de s'effondrer, mais déplace seulement les couches et les restaure immédiatement. Il brille, possède une certaine densité (généralement élevée), fusibilité, malléabilité et plasticité.

Où d'autre le liant métallique est-il vendu ? Exemples de substances :

• métaux sous forme de structures simples;
• tous les alliages métalliques entre eux ;
• tous les métaux et leurs alliages à l'état liquide et solide.

Il existe tout simplement un nombre incroyable d’exemples précis, puisqu’il y a plus de 80 métaux dans le tableau périodique !

Liaison métallique : mécanisme de formation

Si nous le considérons en termes généraux, nous en avons déjà souligné les principaux points ci-dessus. La présence d'électrons libres et d'électrons facilement détachés du noyau en raison de la faible énergie d'ionisation sont les principales conditions pour la formation de ce type de liaison. Ainsi, il s'avère qu'il se réalise entre les particules suivantes :

• des atomes sur les sites du réseau cristallin ;
• des électrons libres qui étaient des électrons de valence dans le métal ;
• ions aux sites du réseau cristallin.

Le résultat est une liaison métallique. Le mécanisme de formation est généralement exprimé par la notation suivante : Me 0 - e - ↔ Me n+. Le diagramme montre clairement quelles particules sont présentes dans le cristal métallique.

Les cristaux eux-mêmes peuvent avoir différentes formes. Cela dépend de la substance spécifique à laquelle nous avons affaire.

Types de cristaux métalliques

Cette structure d'un métal ou de son alliage se caractérise par un emballage très dense de particules. Il est fourni par les ions présents dans les nœuds cristallins. Les réseaux eux-mêmes peuvent avoir différentes formes géométriques dans l'espace.

1. Réseau cubique centré sur le corps - métaux alcalins.
2. Structure compacte hexagonale - tous alcalino-terreux sauf le baryum.
3. Cubique à faces centrées - aluminium, cuivre, zinc, de nombreux métaux de transition.
4. Mercure a une structure rhomboédrique.
5. Tétragonal - indium.

Plus il est situé de plus en plus bas dans le système périodique, plus son emballage et son organisation spatiale du cristal sont complexes. Dans ce cas, la liaison chimique métallique, dont des exemples peuvent être donnés pour chaque métal existant, est déterminante dans la construction du cristal. Les alliages ont des organisations dans l’espace très diverses, dont certaines n’ont pas encore été entièrement étudiées.

Caractéristiques de communication : non directionnelle

Les liaisons covalentes et métalliques ont une particularité très prononcée. Contrairement à la première, la liaison métallique n’est pas directionnelle. Qu'est-ce que ça veut dire? C'est-à-dire que le nuage d'électrons à l'intérieur du cristal se déplace complètement librement à l'intérieur de ses limites dans différentes directions, chaque électron est capable de s'attacher à absolument n'importe quel ion aux nœuds de la structure. C'est-à-dire que l'interaction s'effectue dans des directions différentes. C’est pourquoi ils disent que la liaison métallique n’est pas directionnelle.

Le mécanisme de liaison covalente implique la formation de paires d’électrons partagées, c’est-à-dire des nuages ​​d’atomes qui se chevauchent. De plus, cela se produit strictement le long d'une certaine ligne reliant leurs centres. Par conséquent, ils parlent de la direction d’une telle connexion.

Saturation

Cette caractéristique reflète la capacité des atomes à interagir de manière limitée ou illimitée avec les autres. Ainsi, les liaisons covalentes et métalliques sont à nouveau opposées selon cet indicateur.

Le premier est saturable. Les atomes participant à sa formation possèdent un nombre strictement défini d'électrons externes de valence, qui participent directement à la formation du composé. Il n’aura pas plus d’électrons qu’il n’en a. Le nombre de liaisons formées est donc limité par la valence. D'où la saturation de la connexion. En raison de cette caractéristique, la plupart des composés ont une composition chimique constante.

Les liaisons métalliques et hydrogène, au contraire, sont insaturées. Cela est dû à la présence de nombreux électrons libres et orbitales à l’intérieur du cristal. Les ions jouent également un rôle au niveau des sites du réseau cristallin, chacun pouvant devenir un atome puis à nouveau un ion à tout moment.

Une autre caractéristique des liaisons métalliques est la délocalisation du nuage électronique interne. Cela se manifeste par la capacité d’un petit nombre d’électrons partagés à lier ensemble de nombreux noyaux atomiques de métaux. C'est-à-dire que la densité est pour ainsi dire délocalisée, répartie uniformément entre toutes les parties du cristal.

Exemples de formation de liaisons dans les métaux

Examinons quelques options spécifiques qui illustrent comment se forme une liaison métallique. Des exemples de substances sont :

• zinc;
• aluminium;
• potassium;
• chrome.

Formation d'une liaison métallique entre atomes de zinc : Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. L'atome de zinc a quatre niveaux d'énergie. Basé sur la structure électronique, il possède 15 orbitales libres - 3 en orbitales p, 5 en 4 d et 7 en 4f. La structure électronique est la suivante : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, un total de 30 électrons dans l'atome. Autrement dit, deux particules à valence négative libre sont capables de se déplacer dans 15 orbitales spacieuses et inoccupées. Et il en va de même pour chaque atome. Le résultat est un immense espace commun composé d’orbitales vides et d’un petit nombre d’électrons qui lient la structure entière.

Liaison métallique entre atomes d'aluminium : AL 0 - e - ↔ AL 3+. Les treize électrons d’un atome d’aluminium sont situés à trois niveaux d’énergie, qu’ils possèdent clairement en abondance. Structure électronique : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Orbitales gratuites - 7 pièces. Évidemment, le nuage d’électrons sera petit par rapport à l’espace libre interne total du cristal.

Liaison en métal chromé. Cet élément est particulier dans sa structure électronique. En effet, pour stabiliser le système, l'électron chute de l'orbitale 4s à l'orbitale 3d : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Il y a 24 électrons au total, dont six sont des électrons de valence. Ce sont eux qui pénètrent dans l’espace électronique commun pour former une liaison chimique. Il y a 15 orbitales gratuites, ce qui est encore bien plus que ce qu’il faut pour remplir. Par conséquent, le chrome est également un exemple typique de métal avec une liaison correspondante dans la molécule.

L'un des métaux les plus actifs, qui réagit même avec l'eau ordinaire avec le feu, est le potassium. Qu'est-ce qui explique ces propriétés ? Encore une fois, à bien des égards - par une connexion de type métallique. Cet élément ne possède que 19 électrons, mais ils sont situés à 4 niveaux d'énergie. C'est-à-dire sur 30 orbitales de sous-niveaux différents. Structure électronique : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Seulement deux avec une très faible énergie d’ionisation. Ils se détachent librement et pénètrent dans l'espace électronique commun. Il existe 22 orbitales de mouvement par atome, soit un très grand espace libre pour le « gaz électronique ».

Similitudes et différences avec d'autres types de connexions

En général, cette question a déjà été abordée ci-dessus. On ne peut que généraliser et tirer une conclusion. Les principales caractéristiques des cristaux métalliques qui les distinguent de tous les autres types de connexions sont :

• plusieurs types de particules participant au processus de liaison (atomes, ions ou atomes-ions, électrons) ;
• structure géométrique spatiale différente des cristaux.

Les liaisons métalliques ont en commun avec les liaisons hydrogène et ioniques l'insaturation et la non-directionnalité. Avec polaire covalente - forte attraction électrostatique entre les particules. Séparément des ions - un type de particules aux nœuds d'un réseau cristallin (ions). Avec des atomes covalents non polaires dans les nœuds du cristal.

Types de liaisons dans les métaux de différents états d'agrégation

Comme nous l'avons noté plus haut, une liaison chimique métallique, dont des exemples sont donnés dans l'article, se forme dans deux états d'agrégation des métaux et de leurs alliages : solide et liquide.

La question se pose : quel type de liaison existe-t-il dans les vapeurs métalliques ? Réponse : covalent polaire et non polaire. Comme pour tous les composés se présentant sous forme de gaz. Autrement dit, lorsque le métal est chauffé pendant une longue période et transféré d'un état solide à un état liquide, les liaisons ne se rompent pas et la structure cristalline est préservée. Cependant, lorsqu’il s’agit de transférer le liquide à l’état de vapeur, le cristal est détruit et la liaison métallique est transformée en liaison covalente.